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ASSOCIAÇÃO TERESINENSE DE ENSINO – ATE
FACULDADE SANTO AGOSTINHO – FSA 
CURSO DE ENGENHARIA CIVIL
DISCIPLINA: QUÍMICA GERAL EXPERIMENAL
MINISTRANTE: PROF. GIANCARLO DA SILVA SOUSA
Ligações Químicas
Ligações químicas, símbolos de Lewis e a regra do octeto
De que maneira os átomos se combinam para formar moléculas, e porquê os átomos formam ligações?
 Uma molécula será formada somente se esta for mais estável e tiver menor energia do que os átomos individuais. Ex: Compostos Estáveis (Gases Nobres).
Os átomos dos gases nobres geralmente não reagem com nenhum outro átomo, e suas moléculas são monoatômicas, isto é, contém apenas um átomo. A baixa reatividade decorre do fato de suas energias já serem baixas, e não poderem ser diminuídas ainda mais através da formação de compostos. A baixa energia dos gases está associada ao fato deles terem o nível eletrônico mais externo completamente preenchido. Essa estrutura é freqüentemente denominada estrutura de gás nobre, e se constitui num arranjo de elétrons particularmente estável.
Símbolos de Lewis
Tipos de ligações
Os átomos podem adquirir uma configuração eletrônica estável por três maneiras: perdendo, recebendo ou compartilhando elétrons.
 Os elementos podem ser classificados em:
Elementos eletropositivos, cujos átomos perdem um ou mais elétrons com relativa facilidade.
Elementos eletronegativos, que tendem a receber elétrons.
Elementos com reduzida tendência de perder ou receber elétrons.
Dependendo do caráter eletropositivo ou eletronegativo dos átomos envolvidos, três tipos de ligações químicas podem ser formadas.
‘
Elemento eletropositivo
 + = Ligação iônica
Elemento eletronegativo
Elemento eletronegativo
 + = Ligação covalente
 Elemento eletronegativo
 
 Elemento eletropositivo
 + = Ligação metálica
 Elemento eletropositivo
 A ligação iônica envolve a transferência completa de um ou mais elétrons de um átomo para outro. A ligação covalente envolve o compartilhamento de um par de elétrons entre dois átomos, e na ligação metálica os elétrons de valência são livres para se moverem livremente através de todo a cristal.
Transições entre os principais tipos de ligações
 Poucas ligações são totalmente iônicas, covalentes ou metálicas. A maioria das ligações são intermediárias entre esses três tipos e possuem algumas características de duas delas, às vezes das três.
Ligação iônica
Na ligação iônica há a formação de íons devido a transferência de elétrons de um átomo para o outro. Normalmente, nesta ligação, existe um elemento que tende a ceder elétrons (metal - cátion), e outro que tende a receber elétrons (não metal - ânion).
A ligação iônica ocorre entre íons de cargas opostas, que se atraem por meio de uma força eletrostática, e se agrupam formando arranjos tridimensionais, denominados retículos cristalinos. A forma desses retículos varia em função do tamanho e do módulo das cargas dos íons.
Energias envolvidas na 
formação da ligação iônica
Energia de rede: é a energia necessária para separar completamente um mol de um composto sólido iônico em íons gasosos.
A energia de rede depende das cargas nos íons e dos tamanhos dos íons:
	k é uma constante (8,99 x 109 J m/C2), Q1 e Q2 são as cargas nas partículas e d é a distância entre seus centros.
Os compostos iônicos possuem propriedades peculiares: são sólidos duros e quebradiços e apresentam altos pontos de fusão e ebulição e em geral apresentam uma boa solubilidade em solventes polares, como a água.
 Ligação covalente ou molecular é aquela onde os átomos
possuem a tendência de compartilhar os elétrons de sua
camada de valência, ou seja, de sua camada mais instável.
Neste tipo de ligação não há a formação de íons, pois as 
estruturas formadas são eletricamente neutras. 
Quando dois átomos similares se ligam, nenhum deles
querem perder ou ganhar e ou ganhar um elétron para formar
um octeto.
Ligação covalente
Quando átomos iguais se ligam, eles compartilham pares de elétrons para atingir o octeto
Cada par de elétrons compartilhado constitui uma ligação química
Por exemplo: H + H H2 tem elétrons em uma linha conectando dois núcleos de H
Estruturas de Lewis
As ligações covalentes podem ser representadas pelos símbolos de Lewis dos elementos:
Nas estruturas de Lewis, cada par de elétrons em uma ligação é representado por uma única linha:
Ligações múltiplas
É possível que mais de um par de elétrons seja compartilhado entre dois átomos (ligações múltiplas):
Um par de elétrons compartilhado = ligação simples (H2);
Dois pares de elétrons compartilhados = ligação dupla (O2);
Três pares de elétrons compartilhados = ligação tripla (N2).
Em geral, a distância entre os átomos ligados diminui à medida que o número de pares de elétrons compartilhados aumenta.
Ligações Covalentes Dativa ou Coordenada
Este tipo de ligação ocorre quando os átomos envolvidos já atingiram a estabilidade com os oito ou dois elétrons na camada de valência. Sendo assim eles compartilham seus elétrons disponíveis, como se fosse um empréstimo para satisfazer a necessidade de oito elétrons do elemento ao qual está se ligando.
Polaridade da ligação e eletronegatividade
Em uma ligação covalente, os elétrons estão compartilhados.
O compartilhamento de elétrons para formar uma ligação covalente não significa compartilhamento igual daqueles elétrons.
Existem algumas ligações covalentes nas quais os elétrons estão localizados mais próximos a um átomo do que a outro.
O compartilhamento desigual de elétrons resulta em ligações polares.
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Eletronegatividade
Eletronegatividade: é a habilidade de um átomo de atrair elétrons para si em certa molécula .
Pauling estabeleceu as eletronegatividades em uma escala de 0,7 (Cs) a 4,0 (F).
A eletronegatividade aumenta:
ao logo de um período e
ao descermos em um grupo.
Eletronegatividade
A diferença na eletronegatividade entre dois átomos é uma medida da polaridade de ligação:
as diferenças de eletronegatividade próximas a 0 resultam em ligações covalentes apolares (compartilhamento de elétrons igual ou quase igual);
as diferenças de eletronegatividade próximas a 2 resultam em ligações covalentes polares (compartilhamento de elétrons desigual);
as diferenças de eletronegatividade próximas a 3 resultam em ligações iônicas (transferência de elétrons).
Não há distinção acentuada entre os tipos de ligação.
A extremidade positiva (ou polo) em uma ligação polar é representada por + e o polo negativo por -.
Momentos de dipolo
Considere HF:
A diferença de eletronegatividade leva a uma ligação polar.
Há mais densidade eletrônica no F do que no H.
Uma vez que há duas ‘extremidades’ diferentes da molécula, chamamos o HF de um dipolo.
O momento de dipolo, m, é a ordem de grandeza do dipolo:
	onde Q é a grandeza das cargas.
Os momentos de dipolo são medidos em debyes (D).
Carga formal
É possível desenhar mais de uma estrutura de Lewis obedecendo-se a regra do octeto para todos os átomos.
Para determinar qual estrutura é mais razoável, usamos a carga formal.
A carga formal é a carga que um átomo teria em uma molécula se todos os outros átomos tivessem a mesma eletronegatividade.
Para calcular a carga formal: 
Todos os elétrons não compartilhados (não-ligantes) são atribuídos ao átomo no qual estão localizados.
Metade dos elétrons ligantes é atribuída a cada átomo em uma ligação.
A carga formal é: 
os elétrons de valência – o número de ligações – os elétrons de um único par
Por exmplo:
Para o C: 
Existem 4 elétrons de valência (pela tabela periódica).
Na estrutura de Lewis, existem 2 elétrons não-ligantes e 3 da ligação tripla. Há 5 elétrons pela estrutura de Lewis.
Carga formal: 4 - 5 = -1.
Considere:
Para o N:
Existem 5 elétrons de valência.
Na estrutura de Lewis, existem 2 elétrons não-ligantes e 3 da ligação tripla. Há 5 elétrons pela estrutura de Lewis.
Carga formal = 5 - 5 = 0.
Escrevemos:
Estruturas de ressonância
Algumas moléculas não são bem representadas pelas estruturas de Lewis.
Normalmente, as estruturas com ligações múltiplas podem ter estruturas similares às ligações múltiplas entre diferentes pares de átomos.
Exemplo: experimentalmente, o ozônio tem duas ligações idênticas, ao passo que a estrutura de Lewis requer uma simples (mais longa) e uma ligação dupla (mais curta).
Exceções à regra do octeto
Existem três classes de exceções à regra do octeto:
moléculas com número ímpar de elétrons;
moléculas nas quais um átomo tem menos de um octeto, ou seja, moléculas deficientes em elétrons;
moléculas nas quais um átomo tem mais do que um octeto, ou seja, moléculas com expansão de octeto.
Número ímpar de elétrons
Poucos exemplos. Geralmente, moléculas como ClO2, NO e NO2 têm um número ímpar de elétrons. 
Geometria molecular e teorias de ligação
As estruturas de Lewis fornecem a conectividade atômica: elas nos mostram o número e os tipos de ligações entre os átomos.
A forma espacial de uma molécula é determinada por seus ângulos de ligação.
Considere o CCl4: no nosso modelo experimental, verificamos que todos os ângulos de ligação Cl-C-Cl são de 109,5.
Conseqüentemente, a molécula não pode ser plana.
Todos os átomos de Cl estão localizados nos vértices de um tetraedro com o C no seu centro.
Para prevermos a forma molecular, supomos que os elétrons de valência se repelem e, conseqüentemente, a molécula assume qualquer geometria 3D que minimize essa repulsão.
Denominamos este processo de teoria de Repulsão do Par de Elétrons no Nível de Valência (RPENV).
Existem formas simples para as moléculas AB2 e AB3.
Existem cinco geometrias fundamentais para a forma molecular:
Modelo RPENV
Para se determinar a forma de uma molécula, fazemos a distinção entre pares de elétrons solitários (ou pares não-ligantes, aqueles fora de uma ligação) e pares ligantes (aqueles encontrados entre dois átomos).
Definimos o arranjo eletrônico pelas posições no espaço 3D de TODOS os pares de elétrons (ligantes ou não ligantes).
Os elétrons assumem um arranjo no espaço para minimizar a repulsão e--e-.
Forma molecular e 
polaridade molecular
A polaridade como um todo de uma molécula depende de sua geometria molecular.